Transcript G. Valitutti A.Tifi A.Gentile Le idee della chimica Seconda edizione Copyright © 2009 Zanichelli editore.

G. Valitutti A.Tifi A.Gentile
Le idee della chimica
Seconda edizione
Copyright © 2009 Zanichelli editore
Capitolo 8
La struttura dell’atomo
1.
La doppia natura della luce
2.
La «luce» degli atomi
3.
L’atomo di Bohr
4.
La doppia natura dell’elettrone
5.
L’elettrone e la meccanica quantistica
6.
L’equazione d’onda
7.
Numeri quantici e orbitali
8.
Dall’orbitale alla forma dell’atomo
9.
L’atomo di idrogeno secondo la meccanica quantistica
10. La configurazione degli atomi polielettronici
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Le idee della chimica
1. La doppia natura della luce
La luce è un particolare tipo di onda
elettromagnetica che si crea per rapidissima
oscillazione di cariche elettriche.
L’insieme delle onde elettromagnetiche costituisce
lo spettro elettromagnetico.
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1. La doppia natura della luce
I parametri che caratterizzano le onde
elettromagnetiche sono la velocità, la lunghezza
d’onda () e la frequenza ().
La lunghezza d’onda si esprime in nanometri
(nm) o in ångstrom (Å).
La frequenza ( = 1/) si misura in Hertz (Hz).
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1. La doppia natura della luce
La lunghezza d’onda e la frequenza sono in
relazione tra loro.
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1. La doppia natura della luce
La diffrazione della luce è la caratteristica
principale della sua natura ondulatoria.
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1. La doppia natura della luce
L’interazione della luce con la materia è la prova
che la luce ha anche natura corpuscolare.
La propagazione del fascio luminoso è dovuto allo
spostamento di un gruppo di pacchetti di energia,
detti quanti di energia o fotoni.
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1. La doppia natura della luce
Secondo la teoria corpuscolare i fotoni possono
provocare l’espulsione degli elettroni atomici
oppure possono venire assorbiti cedendo l’energia
che trasportano.
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1. La doppia natura della luce
La relazione di Planck-Einstein riassume
questo comportamento:
E = h·
dove
E = energia di un fotone di luce
h = 6,63 · 10-34 J · s (costante di Planck)
 = frequenza della radiazione elettromagnetica
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1. La doppia natura della luce
Ricordando che  = c/, la stessa relazione si può
scrivere anche:
E = h · c/
Queste due formule evidenziano i due aspetti della
natura della luce, ondulatoria e corpuscolare.
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1. La doppia natura della luce
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2. La «luce» degli atomi
Lo spettro continuo è una serie di colori che si
susseguono senza discontinuità, tipico dei solidi e
dei liquidi portati all’incandescenza.
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2. La «luce» degli atomi
Lo spettro a righe, tipico dei gas rarefatti
sottoposti a scarica elettrica, è formato da righe
colorate discontinue (righe di emissione).
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2. La «luce» degli atomi
La luce emessa dagli atomi non è continua e
presenta soltanto alcune frequenze, caratteristiche
per ciascun tipo di atomo.
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2. La «luce» degli atomi
L’emissione di luce dei gas rarefatti si ha in
seguito al trasferimento di energia dalla scarica
elettrica agli atomi che costituiscono il gas.
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2. La «luce» degli atomi
Se si fa passare luce bianca attraverso un’ampolla
riempita di gas, nello spettro si identificano righe
meno brillanti: sono le righe di assorbimento.
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2. La «luce» degli atomi
Le radiazioni elettromagnetiche assorbite da
ciascun tipo di atomo hanno la stessa frequenza di
quelle emesse dall’atomo eccitato.
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3. L’atomo di Bohr
Attraverso i suoi studi Bohr spiegò perché
soltanto certe radiazioni possono interagire con gli
atomi e quale relazione intercorre tra radiazione
luminosa e struttura atomica.
Bohr perfezionò il modello di Rutherford e riuscì a
spiegare la stabilità degli atomi e l’emissione degli
spettri a righe.
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3. L’atomo di Bohr
Un fotone che viene assorbito da un atomo, cede
tutta la sua energia a uno dei suoi elettroni, che
passa così a uno stato energetico più elevato.
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3. L’atomo di Bohr
1. L’elettrone percorre solo determinate orbite
circolari (orbite stazionarie), senza emettere
e cedere energia e quindi senza cadere nel
nucleo.
2. All’elettrone sono permesse solo certe orbite a
cui corrispondono determinati valori di energia
(quantizzata).
3. Per passare da un’orbita a un’altra a livello
energetico superiore, l’elettrone assorbe
energia.
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3. L’atomo di Bohr
4. Per passare da un’orbita a un’altra a contenuto
energetico minore, l’elettrone emette un fotone
di appropriata frequenza (se appartiene al
visibile dello spettro elettromagnetico, appare
come riga colorata).
5. L’energia del fotone emesso o assorbito
corrisponde alla differenza di energia delle due
orbite.
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3. L’atomo di Bohr
Le orbite degli elettroni in un atomo sono
quantizzate.
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3. L’atomo di Bohr
Il numero quantico principale n indica il livello
energetico associato a ogni orbita.
Il livello più basso di energia è detto stato
fondamentale.
I livelli a energia superiore dello stato
fondamentale si chiamano stati eccitati.
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3. L’atomo di Bohr
A ogni salto di orbita si ha una transizione
energetica, ovvero emissione di energia sotto
forma di fotone.
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3. L’atomo di Bohr
Ogni transizione dell’elettrone da uno stato
eccitato a un livello energetico inferiore è
caratterizzata da una riga nello spettro di
emissione.
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3. L’atomo di Bohr
Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i
suoi limiti: non era applicabile ad atomi con molti
elettroni e non spiegava gli spettri atomici in
presenza di un campo magnetico.
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4. La doppia natura dell’elettrone
De Broglie ipotizzò che la doppia natura
ondulatoria e corpuscolare fosse una proprietà
universale della materia.
Associò a ogni particella in movimento un’onda.
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4. La doppia natura dell’elettrone
Il legame tra caratteristiche corpuscolari e
ondulatorie si manifesta nella relazione:
Si osserva che la quantità di moto dipende
dalla lunghezza dell’onda elettromagnetica con
cui si propaga.
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4. La doppia natura dell’elettrone
Le onde associate con l’elettrone, e con qualsiasi
corpo in movimento, si chiamano onde di de
Broglie.
A ogni corpo in movimento è associata quindi una
lunghezza d’onda:
λ = h/(m · ν)
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5. L’elettrone e la meccanica quantistica
La meccanica quantistica è la parte della
chimica-fisica che descrive il comportamento di
elettroni, fotoni e altre particelle microscopiche,
basandosi su leggi statistiche.
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5. L’elettrone e la meccanica quantistica
Le leggi della meccanica quantistica determinano
la probabilità con cui può verificarsi un evento che
coinvolge particelle microscopiche: possono per
esempio fornire indicazioni statistiche sulla
posizione o la velocità delle particelle.
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5. L’elettrone e la meccanica quantistica
Il principio di indeterminazione di Heisenberg
afferma che non è possibile conoscere a ogni
istante, contemporaneamente, la posizione e la
velocità di un elettrone.
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5. L’elettrone e la meccanica quantistica
Poiché le informazioni sul moto dell’elettrone
possono essere solo di tipo probabilistico, con la
meccanica quantistica il concetto di orbita di un
elettrone è superato e inadeguato.
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7. Numeri quantici e orbitali
Le onde che si propagano con l’elettrone in moto
nell’atomo possono essere descritte da una
funzione matematica proposta da Schrödinger nel
1926: è l’equazione d’onda di Schrödinger.
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6. L’equazione d’onda
L’equazione d’onda di
Schrödinger fornisce
informazioni sulla
probabilità di trovare
l’elettrone in un punto
particolare dello spazio
intorno al nucleo.
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7. Numeri quantici e orbitali
La funzione d’onda contiene tre numeri interi,
detti numeri quantici (n, l e m) che definiscono
lo stato quantico dell’elettrone e ne specificano il
valore di una proprietà.
L’orbitale è una funzione d’onda elettronica
caratterizzata da una particolare terna di valori di
n, l e m.
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7. Numeri quantici e orbitali
• Il numero quantico principale n
(n = 1, 2, 3…,7) definisce il livello energetico
dell’elettrone che è proporzionale alla distanza
dal nucleo.
• Il numero quantico secondario l
(l = 0, 1,…, n-1) determina le caratteristiche
geometriche dell’orbitale (sottolivello
energetico).
valori di l
0
1
2
3
lettera
s
p
d
f
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7. Numeri quantici e orbitali
• Il numero quantico magnetico m
(m = -l, 0, +l) definisce quanti orbitali della
stessa forma, ma con orientazione diversa,
possono coesistere in un sottolivello.
• Il numero quantico di spin ms (ms = ± ½)
indica il valore di spin che può essere assunto
dall’elettrone.
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7. Numeri quantici e orbitali
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7. Numeri quantici e orbitali
La scoperta del quarto numero quantico, portò
Pauli a enunciare il principio di esclusione,
secondo il quale in un orbitale possono essere
presenti al massimo due elettroni con spin
opposto o antiparallelo.
↑+½ ↓-½
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8. Dall’orbitale alla forma dell’atomo
Lo spazio intorno al nucelo entro il quale si ha una
certa probabilità di trovare l’elettrone, si chiama
superficie di contorno.
La forma delle superfici di contorno e i volumi da
esse racchiusi variano da un orbitale all’altro:
• la forma è determinata dal numero quantico
secondario l;
• il volume dipende dal numero quantico
principale n.
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8. Dall’orbitale alla forma dell’atomo
La superficie di contorno degli orbitali s è una
sfera il cui volume aumenta all’aumentare del
numero quantico principale n.
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8. Dall’orbitale alla forma dell’atomo
La superficie di contorno degli orbitali p è un
doppio lobo che si espande lungo gli assi x, y e z
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8. Dall’orbitale alla forma dell’atomo
La superficie di contorno degli orbitali d è a
quattro lobi.
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8. Dall’orbitale alla forma dell’atomo
Di grande complessità è la superficie di contorno
degli orbitali f.
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9. L’atomo di idrogeno secondo la meccanica quantistica
Quando l’atomo di idrogeno è nel suo stato
fondamentale, l’elettrone è più vicino al nucleo e
l’orbitale 1s è caratterizzato dalla terna di numeri
quantici:
n = 1,
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l = 0,
ms = +½ o –½
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
La rappresentazione completa degli orbitali
occupati da tutti gli elettroni in un atomo o in uno
ione in ordine crescente di energia si chiama
configurazione elettronica.
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
Per scrivere la configurazione elettronica di un
atomo si applica il principio di Aufbau.
Il numero atomico Z dell’elemento indica il
numero di elettroni da sistemare.
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
La successione degli orbitali in cui sistemare gli
elettroni in ordine di energia crescente è:
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
La somma degli esponenti che compaiono nella
configurazione elettronica deve corrispondere al
numero Z.
Gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia
più bassa, poi quelli a energia più elevata.
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
Secondo la regola di Hund, se ci sono orbitali
allo stesso livello energetico, prima si colloca un
elettrone su ciascun orbitale vuoto, poi si
completano gli orbitali semipieni.
Nella configurazione elettronica più stabile di un
atomo, gli elettroni appartenenti a un medesimo
sottolivello tendono ad assumere lo stesso spin.
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10.La configurazione degli atomi polielettronici
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